Estructura Electrónica de los Átomos

Estructura Electrónica de los Átomos gy ronaldozelayagg $eapa,1F 1 3, 2016 II pagcs ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE COS ÁTOMOS. La estructura electrónica de un átomo se refiere al número de electrones en un átomo, asf como a la distribución de los electrones alrededor del núcleo y sus energías. Veremos que la descripción cuántica de la estructura electrónlca de los átomos nos ayuda a entender el arreglo elegante de los dementes en la tabla periódica; por ejemplo, por qué el helio y el neón son gases no reactivos, mientras que el sodio y el potasio son metales blandos reactivos. LA NATURALEZA ONDULATORIA DE LA LUZ

El conocimiento actual sobre la estructura electrónica de los to nex: page átomos provino del a PACE las sustancias. to View nut*ge luz que podemos apr iar c visible, es un ejempl Todos los tipos de ra sol en o absorben La gnética se mueven a través del vacío a una velocidad de 3. 00 X 108 m/s, la velocidad de la luz. Todas tienen características ondulatorias parecidas a las ondas que se mueven en el agua. Las ondas en el agua resultan de la energía que se le transmite. Podemos medir la frecuencia de una onda en el

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agua contando el número de veces por segundo que un corcho en el agua se mueve en un ciclo completo de ovimientos.

Al igual que con las ondas de agua podemos asignar una frecuencia y una longitud a las ondas electromagnéticas. ENERGÍA CUANTIZADA Y FOTONES Tres aspectos importantes de cómo interactúa la radiación electromagnética con los átomos: 1. Radiacion de cuerpo negro: la emisión de luz que proviene de objetos calientes. 2. Efecto fotoeléctrico: la emisión de electrones proveniente de superficies metálicas en las que incide la luz. 3. Espectros de emisión: la emisión de luz de átomos de gas electrónicamente excitados. Objetos Calientes Y Cuantización De Energía

Cuando los sólidos se calientan, emiten radiación. La distribuclón de la longitud de onda de la radiación depende de la temperatura; un objeto caliente que se toma rojo se encuentra menos caliente que uno que se toma blanco. De acuerdo con la teoría de Planck, la materia puede emitir o absorber energía sólo en múltiplos enteros de hv, tal como hv, 2hv, 3hv, y así sucesivamente. Propuso que la energía, es igual a una constante por la frecuencia de la radiación: E=hv C]donde h se conoce como constante de Planck y tiene un valor de 6. 626 X 10-34 joules-segundo (J-s). El efecto fotoeléctrico y los fotones

Albert Einstein (1879-1955) utilizó la teoría cuántica de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico. Los experimentos habían mostrado que la luz que in uperficie metálica limpia 20F11 ocasionaba que la superfic ectrones. Cada metal frecuencia mínima de luz debajo de la cual no se emiten electrones. Para explicar el efecto fotoeléctrico, Einstein asumió que la energía radlante que incldía sobre la superficie metálica no se comportaba como una onda, sino como si se tratara de un flujo de paquetes diminutos de energía. Cada paquete de energía, llamado fotón, se comporta como una partícula diminuta.

ESPECTROS DE LÍNEAS Y EL MODELO DE BOHR El trabajo de Planck y Einstein preparó el camino para comprender cómo se acomodan los electrones en los átomos. En 1913, el físico danés Niels Bohr ofreció una explicación teórica sobre los espectros de líneas, otro fenómeno que confundió a los científicos durante el siglo XIX. Espectros de líneas: IJna fuente particular de energía radiante puede emitir una sola longitud de onda, como en el caso de la luz de un láser. Un espectro se produce cuando la radiación de tales fuentes se separa en sus diferentes componentes de longitud de onda.

A mediados del siglo XIX los científicos detectaron por primera vez el espectro de líneas del hidrógeno, quedaron fascinados por su simplicidad. En esa época, sólo se observaron las cuatro líneas de la región visible del espectro, Estas líneas corresponden a longitudes de onda de 410 nm (violeta), 434 nm (azul), 486 nm (azul-verde) y 656 nm (rojo). Bohr basó su modelo en tres postulados: Sólo las órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, son permitidas para el electrón de un átomo de hidrógeno.

Un electrón en una órbita e una energía especifica y s un estado de ener Un electrón en una órbita permitida tiene una energía especifica y es un estado de energía «permitido». Un electrón en un estado de energía permitido no irradiará energía y, por lo tanto, no caerá en espiral dentro del núcleo. La energía es emitida o absorbida por un electrón sólo cuando el electrón cambie de un estado de energía permitido hacia otro. C]Esta energía es emitida o absorbida como un fotón, E hv. Los estados de energ(a del átomo de hidrógeno.

Bohr calculó las energías correspondientes a cada órbita permitida para el electrón del átomo de hidrógeno. Aunque el modelo de Bohr explica el espectro de líneas del átomo de hidrógeno, no puede expllcar el espectro de otros átomos, o lo hace de forma burda. Bohr también eludió el problema de por qué el electrón con carga negativa no caería en el núcleo con carga positiva con la simple suposición de que no ocurriría. EL COMPORTAMIENTO ONDULATORIO DE LA MATERIA La radiación de un átomo de hidrogeno parece tener tanto carácter ondulatono como de partícula (fotón).

Un flujo de electrones en movimiento presenta el mismo tipo de comportamiento ondulatorio que la radiación electromagnética. La técnica de difracción de electrones se ha desarrollado mucho. Por ejemplo, en el microscopio electrónico se utilizan las características ondulatorias de los electrones para obtener imágenes en la escala atómica. El principio de incertidumbre: El descubrimiento de las propiedades ondulatorias de la materia dio lugar a nuevas e interesantes preguntas sobre física clásica.

Una onda caus ondulatorias de la materia dio lugar a nuevas e interesantes preguntas sobre ffsica clásica. una onda causada por un electrón se extiende en el espacio, y por lo tanto su posición no está exactamente definida. Entonces podríamos anticipar que resulta imposible determinar con exactitud en dónde se ubica un electrón en un momento específico. el diámetro de un átomo de hidrógeno es de aproximadamente 1 X 10- 10 m, la incertidumbre tiene una magnitud mayor que el tamaño del átomo. Por lo tanto, en realidad no tenemos idea de la ubicación del electrón dentro del átomo.

Por otra parte, si repitiéramos el cálculo con un objeto de masa común, como una pelota de tenis, la incertidumbre sería tan pequeña que resultaría irrelevante. MECÁNICA CUÁNTICA Y ORBITALES ATÓMICOS Ervuin Schrôdinger (1887-1961 ) propuso una ecuación, ahora onocida como ecuación de onda de Schrbdinger, la cual incorpora tanto el comportamiento ondulatorio como el de partícula del electrón. Este trabajo abrió una forma nueva para tratar con las partículas subatómicas, conocido como mecánica cuántica o mecánlca ondulatoria. proporciona una forma nueva y poderosa de visualizar la estructura electrónica.

Para un electrón de un átomo existe una onda estacionaria de menor energía, y otras con mayor energía. Resolver la ecuación de Schródinger da lugar a una serie de funciones matemáticas llamadas funciones de onda las cuales describen al electrón en n átomo. Aunque la función de onda por sí misma no tiene un significado físico directo, el cuadrado de la función de onda, proporciona Informaci significado físico directo, el cuadrado de la función de onda, proporciona información sobre la posición de un electrón cuando éste se encuentra en un estado de energía permitido.

En el caso del átomo de hidrógeno, en el modelo de la mecánica cuántica hablamos de la probabilidad de que el electrón se encuentre en cierta región del espacio en un instante dado. Como resultado, el cuadrado de la función de onda, en un punto dado el espacio representa la probabilidad de que el electrón se encuentre en dicha posición. Orbitales y números cuánticos El átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda y sus energías correspondientes. Estas funclones de onda se conocen como orbitales.

Cada orbital describe una distribución especifica de densidad electrónica en el espacio, dada por su densidad de probabilidad. Por lo tanto, cada orbital tiene una energía y forma características. DNota: Cuando el electrón ocupa cualquier otro orbital, el átomo se encuentra en un estado excitado. A temperaturas ordinarias, rácticamente todos los átomos de hidrógeno se encuentran en el estado basal. El electrón puede excitarse a un orbital de mayor energ(a medlante la absorción de un fotón con la energía apropiada.

DEI número cuántico principal, n, puede tener valores enteros positivos de 1, 2, 3, y así sucesivamente. Cuando n aumenta, el orbital se hace más grande, y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo. DEI número cuántico azimutal, puede tener valores enteros desde O hasta {n — 1 ) para cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital hasta {n — 1 ) para cada valor de n. Este número cuántico define a forma del orbital número cuántico magnético, m, puede tener valores enteros entre -l y l, incluido el cero.

Este número cuántico describe la orientación del orbital en el espacio- REPRESENTACIONES DE ORBITALES En las explicaciones de los orbitales hemos puesto énfasis en sus energías, pero la función de onda también proporciona información sobre la ubicación del electrón en el espacio cuando ocupa un orbital. Ahora veamos las formas en que podemos representar los orbitales. Orbitales s Recuerde que el numero cuántico, para los orbitales s, es 0 ; por lo tanto, el número cuántico ml debe ser O.

Entonces, para cada valor de n, sólo existe un orbital S. Un método ampliamente utilizado para representar orbitales es dibujar una superficie de frontera que encierre una parte sustancial, digamos 90%, de la densidad electrónica total del orbital. En el caso de los orbitales s, estas representaciones de contorno son esferas. Orbitales p La densidad electrónica está concentrada en dos regiones a ambos lados del núcleo, separadas por un nodo en el núcleo. Decimos que este orbital con forma de mancuerna tiene dos lóbulos.

Existen tres orbitales 2p, tres orbitales 3p, y así sucesivamente, los cuales corresponden a alores de ml. VOF11 Para cada valor de n, los tr tienen el mismo tamaño orbitales p dibujando la forma y orientación de sus funciones de onda, Es conveniente etiquetarlos como orbitales px, py y pz. La letra subíndice indica el eje cartesiano sobre el que están orientados los orbitales* Como los orbitales s, los orbitales p incrementan su tamaño conforme nos movemos de 2p a 3p a 4p, y así sucesivamente.

Orbitales d y f –Cuando n es 3 0 mayor, nos encontramos con los orbitales d (para los cuales L 2). Existen cinco orbitales 3d, cinco orbitales 4d, y asi sucesivamente, porque en cada capa hay cinco posibles alores para el número cuántico ml: —2, —1, 0, 1 y 2. Los distintos orbitales d, de una capa dada tienen diferentes formas y orientaciones en el espacio. Cuatro de las representaciones de contorno correspondientes al orbital d tienen una forma de «trébol de cuatro hojas», y cada una se encuentra principalmente en un plano.

Los dxy, dxzy dyz se encuentran en los planos xy, xz y yz, respectivamente. –Cuando n es 4 0 mayor, hay siete orbitales f equivalentes (para los que L = 3). Las formas de los orbitales f son incluso más complicadas que las correspondientes a los orbitales d. La existencia de los orbitales f, cuando consideremos la estructura electrónica de los átomos que se encuentran en la parte inferior de la tabla periódica. ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS Estructuras electrónicas de los átomos. La mecánica cuántica da origen a una descripción muy elegante del átomo de hidrógeno.

Sin embargo, este átomo sólo tiene un electrón. Para describir estos átomos, debemos considerar la naturaleza de los orbitales y sus energías electrón. Para describir estos átomos, debemos considerar la naturaleza de los orbitales y sus energ(as relativas, así como la orma en que los electrones ocupan los orbitales disponibles. Orbitales y sus energías. Por lo tanto, podemos seguir designando a los orbitales como 1 s, 2p, y así sucesivamente. Además, estos orbitales tienen las mismas formas generales que las correspondientes a los orbitales del hidrógeno.

Aunque las formas de los orbitales para átomos polielectrónicos son las mismas que las del hidrógeno, la presencia de más de un electrón modifica mucho las energías de los orbitales. En el hidrógeno, la energía de un orbital sólo depende de su número cuántico principal, n. Sin embargo, en un átomo olielectrónico las repulsiones electrón-electrón ocasionan que las diferentes subcapas tengan distintas energías. Dl_a idea importante es ésta: en un átomo polielectrónico, para un valor dado de n, la energía de un orbital aumenta cuando se incrementa el valor de l.

Espín electrónico y el principio de exclusión de Pauli. Los orbitales como los del hidrógeno para describir átomos polielectrónicos. Sin embargo, debemos considerar una propiedad adicional del electrón, llamada espín electrónico, que ocasiona que cada electrón se comporte como si fuera una diminuta esfera girando sobre su propio eje. A estas alturas es robable que no le sorprenda saber que el espín electrónico está cuantizado. Esta observación dio lugar a la asignación de un nuevo número cuántico para el electrón: El número cuántico magnético de espín.

Hay dos posibles valores permi el electrón: El número cuántico magnético de espín. Hay dos posibles valores permitidos para ms, +1/2 0-1/2, los cuales se interpretaron primero como que indicaban las dos direcciones opuestas en las que el electrón puede girar. Una carga que gira produce un campo magnético; por lo tanto, las dos direcciones opuestas de giro producen campos magnéticos con direcciones puestas. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS La forma en que los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales de un átomo se conoce como la configuración electrónica del átomo.

La configuración electrónica más estable de un átomo, el estado basal, es aquella en la que los electrones se encuentran en los estados de menor energía posible. Si no existieran restricciones en cuanto a los posibles valores de los números cuánticos de los electrones, todos ellos se aglomerarían en el orbital Is , ya que éste es el de menor energía. Sin embargo, el principio de exclusión de Pauli nos indica que, puede haber uando más, dos electrones en cada orbital.

Por lo tanto, los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital. En este tipo de representación, al cual podemos llamar diagrama de orbitales, cada orbital se denota con un cuadro y cada electrón con una media flecha. una media flecha que apunta hacia arriba, representa un electrón con un número cuántico magnético de espín positivo (ms +112) y una media flecha que apunta hacia abajo, representa un electrón con un número cuántico magnético de espín negativo (ms – -112). Se dice que los electrones que tienen